Experiment Nr. 5 Oxidationen

 

Teil 1

 

Aluminium bildet bei der Korrosion eine Oxidschicht, die das darunterliegende Aluminium vor

weiterem Sauerstoff-Kontakt schützt. Mit Kupfer(II)chlorid kann die Schutzschicht durchbrochen

werden und Aluminium korrodiert, noch schneller als es Eisen in Salzwasser tut.

 

Zuerst sollen Sie ein Schifflein aus Alufolie (ca. 4 mal 6 cm Fläche) basteln (wie ein

Papierschiffli“). Danach schneiden Sie aus einer Alu-Getränkedose eine Schale, die etwa 4 cm

hoch ist und machen Sie mit der Scherenspitze ein paar Kratzer in den Boden. Geben Sie dann

ca. 30 ml Kupfer(II)chlorid-Lösung (0.2 mol/l) hinein. Als Vergleich legen Sie ein kleines Stück

Alufolie in ein Becherglas mit Natriumchlorid-Lösung und eines in ein Becherglas mit Kupfer(II)-

sulfat-Lösung (0.2 mol/l).

Summenformel Kupfer(II)chlorid: …………………             Teilchengewicht: ………….. u

                          molare Masse: ………………… g             Gewicht von 0.006 mol: ……… g

 

Bei der Reaktion von Aluminium mit Kupferionen findet aufgrund der Passivierungsschicht aus

Aluminiumoxid zuerst keine Reaktion statt. Bei Zugabe von Kupfer(II)-chlorid hingegen setzt die

Reaktion schnell ein. Die Chloridionen durchdringen das Kristallgitter des Aluminiumoxids und

starten damit die Redoxreaktion:

                                                           3 Cu2+ + 2 Al + Cl-   2Cu (s) + 2 Al3+  + Cl-

 

a) Wir haben im Praktikum G3 den Begriff „Referenz“ verwendet. In welchem Zusammenhang

    kommt er hier wieder vor?  …………………………………........................................................

b) Welche Funktion hatte das Chorid bei der Korrosionsreaktion?  ..………………………………

 

 

Teil 2

·     Lösung 1: 10 ml 0.4 mol/l Natriumbromat NaBrO3    (Teilchengewicht: ………u)

            in 10 ml deion. Wasser   = ……… g

·     Lösung 2: 20 ml 1.5 mol/l Malonsäure CH2(COOH)2  (Teilchengewicht: …........u)

          in 20 ml deion. Wasser   = ……… g

·     Lösung 3: 6 ml 0.3 mol/l Natriumbromid NaBr      (Teilchengewicht: …....u) in 6 ml H2O   = … g

·     Lösung 4: 2.8 ml konz. Schwefelsäure mit 8 ml deion. Wasser  =   2.8 ml  in 10 ml Lösung

·     Redoxindikatorlösung Ferroin2+

Durchführung und Erklärung:

Die Lösungen 1-4 werden in der kleinen Plastikschale vermischt. 7 Tropfen Ferroin2+ einzeln

zutropfen (da­zwi­schen leicht rühren), dann stehen lassen und die Farben beobachten. Die

auftretenden Reaktionen sind vielgestaltig und lassen sich mit den Teilgleichungen I-III

verallgemeinern, die in summa die Bruttoreak­tions­gleichung IV ergeben.


 

I

 

2 Br - + BrO3- + 3 H+ + 3 "H2Mal"

Doppelpfeil

3 "HBrMal" + 3 H2O

II

 

 

BrO3- + "H2Mal" + 5 H+ + 4 Ferroin2+

reduzierendes Milieu/reduziertes Ferroin

Doppelpfeil

"HBrMal" + 3 H2O + 4 Ferriin3+

oxidierendes Milieu/oxidiertes Ferriin

III

 

"HBrMal" + 2 H2O + 4 Ferriin3+

oxidierendes Milieu/oxidiertes Ferriin

neu-1

 

HCOOH + 2 CO2 ­+ 5 H+ + Br   + 4 Ferroin2+

reduzierendes Milieu/reduziertes Ferroin

IV

3 BrO3- + 5 „H2Mal“ + 3 H+

neu-1

3 „HBrMal“ + 2 HCOOH + 4 CO2 + 5 H2O

 

Unbenannt-1

Malonsäure2

HBrMal

ameisens

 „Mal“

Malonsäure „H2Mal“

BrommalonsäureHBrMal

Ameisensäure

 

Die Reaktionsgleichung IV zeigt die Ausgangs- und Endlage des komplexen Reaktionssystems,

sagt jedoch nichts über die Dynamik des Gesamtprozesses wie auch seiner Teile aus. Die

Reaktion läuft über verschiedene Wege und in mehreren Schritten ab (Gleichungen I-III). Die

Teilreaktionen I und II sind reversibel, pendeln um ein Gleichgewicht und sie beeinflussen sich

gegenseitig: Wenn die Teilreaktion I stark nach rechts verläuft, ist zu viel „HBrMal“ vorhanden,

dies zwingt entweder die Teilreaktion II nach links zu verlaufen, oder die Teilreaktion III nach

rechts. Nur die Teilreaktion III führt zum irreversiblen Endzustand, nämlich der Zersetzung der

Malonsäure in Ameisensäure und CO2. So pendelt das System lange zwischen einem reduzier-

enden und einem oxidierenden Milieu hin und her, um sich dem Endzustand zu nähern.

Der Momentanzustand und damit die jeweilige Lage des Reaktionsgleichgewichtes kann durch

 einen Redoxindikator sichtbar gemacht werden, der in seiner reduzierten Form (Ferroin2+) rot

und in seiner oxidierten Form (Ferriin3+) blau ist. Ferroin liegt in reduzierte Form vor, wenn sein

Milieu (das übrige Reaktionssystem) mehr reduzierend als oxidierend ist und umgekehrt.

  

Ferroin

 

 

Ferroin2+

(rot)

ferriin Kopie

 

 

Ferriin3+

(blau)

 

Fragen:

c) Mit welchem Redoxmilieu beginnt das Reaktionssystem (oxidierend oder reduzierend)?

………………………………………….

d) Welches Redoxmilieu ist kurzlebiger? Sie können das erkennen, wenn Sie beobachten

    welche Farbe weniger lang bestehen bleibt.   ……………...…….…………………………………

e) Wann (wenn was erreicht ist) hört die Reaktion definitiv auf sich zu verändern?    ……...……..

……………………………………………………………………………………………………….

f) Weshalb ergeben 8 ml Wasser und 2.8 ml Schwefelsäure 10 ml Lösung

(bei der Lösung 4)?  ………………………………………………………………………………